最新高中化学弱电解质的电离平衡导学案 精品.docx
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第2节
弱电解质的电离__盐类的水解
第1课时 弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质在水溶液中存在电离平衡,电离常数受温度影响。
(2)弱电解质电离程度的大小主要由电解质本身的性质决定,同时受外界条件温度、浓度等影响。
(3)根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
[自学教材·填要点]
1.概念
在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
2.影响因素
电离常数服从化学平衡常数的一般规律,它只与温度有关,由于电离过程是吸热过程,升温,K值增大。
3.应用
电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱:
K越大,表示弱电解质的电离程度越大,弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。
4.表达式
(1)弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。
例如:
CH3COOHH++CH3COO-,
Ka=
。
多元弱酸的电离是分步进行的,每一步电离都有各自的电离常数,通常用Ka1、Ka2……来表示,Ka1≫Ka2,即以第一步电离为主。
(2)弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示,例如:
NH3·H2ONH
+OH-,
Kb=
。
[师生互动·解疑难]
电离常数是化学平衡常数的一种,具有化学平衡常数的特点和规律,利用电离常数可以计算离子浓度,也可以比较酸或碱的强弱,在一定温度下,同种类型的酸或碱可根据电离常数比较其酸性或碱性的强弱。
如Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1>Ka(HCN)=6.2×10-10mol·L-1,所以酸性:
CH3COOH>HCN。
1.下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中,正确的是( )
A.因为电离过程是吸热过程,所以温度越高,同一弱电解质的电离平衡常数越小
B.弱电解质的电离平衡常数是由各微粒的平衡浓度表达的,所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C.对于不同的弱酸,电离平衡常数越大,酸性一定越强,可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱
D.弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法
解析:
电离常数与温度有关,在一定温度下,可以通过电离常数大小判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。
答案:
D
1.内因
弱电解质本身的性质是决定性因素。
2.外因
(1)温度:
升高温度,电离平衡向右移动,平衡常数增大;降低温度,电离平衡向左移动,平衡常数减小。
(2)浓度:
改变平衡体系中某一离子的浓度,平衡向能够减弱这种改变的方向移动,平衡常数不变。
浓度越大,电离程度越小。
在稀释溶液时,电离平衡向右移动。
(3)外加物质:
加入具有相同离子的物质,如醋酸溶液中加CH3COONa晶体或盐酸,平衡向左移动,电离程度减小。
加入能反应的离子,如醋酸溶液中加入NaOH,平衡向右移动。
(4)加水稀释:
加水稀释弱电解质溶液时,电离平衡右移,离子的物质的量增大,溶液的体积也增大,由于溶液体积增大是主要的,所以离子浓度一般会减小。
2.0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡:
CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时,都会引起( )
A.溶液的pH增大
B.CH3COOH电离程度变大
C.溶液的导电能力减弱
D.溶液中[OH-]减少
解析:
CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+。
当加入水时,溶液中CH3COOH、CH3COO-、H+的浓度都减小。
因为KW=[H+]·[OH-],所以[OH-]变大。
因为溶液变稀,所以CH3COOH电离程度变大。
当加入CH3COONa晶体时,发生CH3COONa===CH3COO-+Na+,使得溶液中[CH3COO-]变大,平衡CH3COOHCH3COO-+H+左移,CH3COOH电离程度小,[H+]减小。
答案:
A
[例1] (2018·山东高考)室温下向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀释后,下列说法正确的是( )
A.溶液中导电粒子的数目减少
B.溶液中
不变
C.醋酸的电离程度增大,c(H+)亦增大
D.再加入10mLpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7
[解析] 在醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释,平衡右移,n(CH3COO-)、n(H+)增大,但c(CH3COO-)、c(H+)均减小,A、C错误;醋酸的电离常数K=
,水的离子积KW=c(OH-)·c(H+),温度不变,上述两常数均不变,由K÷KW可知B正确;醋酸为弱酸,pH=3的醋酸的浓度远远大于pH=11的NaOH溶液的浓度,二者等体积混合,溶液呈酸性。
[答案] B
(1)外界条件对电离平衡影响遵循化学平衡移动原理,以0.1mol·L-1的CH3COOH溶液为例,分析如下:
影响因素
平衡移动方向
n(H+)
[H+]
[CH3COO-]
Ka
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入
其他
物质
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
通HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
NaOH
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
(2)对弱电解质加水稀释后电离平衡的移动方向可利用浓度商进行判断。
Ka=
,稀释一倍后,Q=
=
K,即Q<K,平衡向电离的方向移动。
要促进CH3COOH的电离并使pH增
大,可采取哪些措施?
提示:
要促进CH3COOH电离即平衡向右移动,pH增大,即[H+]减小,因此采取的措施应是[H+]减小引起的平衡右移。
答案:
①加水稀释 ②加入Na2CO3固体 ③加入NaOH ④加入Zn等活泼金属
[例2] 下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )
A.相同浓度的两溶液中[H+]相同
B.100mL0.1mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.pH=3的两溶液稀释100倍,pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,[H+]均明显减少
[解析] 因为盐酸是强酸,完全电离:
HCl===H++Cl-,醋酸是弱酸,部分电离:
CH3COOHCH3COO-+H+,相同浓度的两溶液中,盐酸中[H+]远大于醋酸中[H+]。
100mL0.1mol·L-1的盐酸和醋酸都能中和0.01mol的NaOH,B正确。
pH=3的盐酸稀释100倍后pH=5,而pH=3的CH3COOH稀释100倍,3<pH<5,因为加水又促进了CH3COOH的电离。
盐酸中加入少量NaCl,[H+]不变,而CH3COOH中加入少量CH3COONa后,[CH3COO-]增大,CH3COOH的电离平衡向左移动,[H+]减小,pH增大。
[答案] B
判断强酸、弱酸的方法
(1)同浓度同元数的两种酸中,[H+]大的为强酸或较强酸。
(2)同pH的两种酸与Zn或Mg反应时,一段时间后,生成H2的速率减小较快的为强酸或较强酸。
(3)pH相同的两种酸,当体积相同时,中和碱的量较多的为弱酸或较弱酸。
(4)加水稀释相同倍数,pH变化大的为强酸或较强酸。
(5)同浓度的两种一元酸,导电能力强的为强酸或较强酸。
用pH均为2的盐酸和醋酸溶液,分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液,当氢氧化钠恰好被完全中和时,消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2,则V1和V2的关系正确的是( )
A.V1=V2 B.V1 C.V1>V2D.V1≤V2 解析: NaOH的物质的量相同,因pH=2的醋酸的浓度要大于pH=2的盐酸的浓度,因此醋酸溶液消耗的体积要少。 答案: C [随堂基础巩固] 1.在下列的各种叙述中,正确的是( ) A.任何酸都有电离平衡常数 B.任何条件下,酸的电离平衡常数都不变 C.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 D.Kw并不是水的电离平衡常数 解析: 只有弱酸存在电离平衡,有电离平衡常数;电离平衡常数受温度影响,温度升高,电离常数增大;多元弱酸分步电离,以第一步电离为主,Ka1≥Ka2≥Ka3;KW=[H+]·[OH-]=Ka·[H2O]。 答案: D 2.恒温下,用水稀释0.1mol·L-1氨水时,溶液中随着水量的增加而减少的是( ) A. B. C.[H+]和[OH-]的乘积D.OH-物质的量 解析: 在氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH +OH-,加水稀释,电离平衡向右移动,n(NH3·H2O)减小,n(OH-)增大,[H+]和[OH-]的乘积不变。 答案: B 3.下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A.相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时,产生H2的起始速率相等 B.常温下,测得0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=4 C.常温下,将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍,测得pH<4 D.在相同条件下,醋酸溶液的导电性比盐酸的弱 解析: A项pH相同,说明两溶液中的[H+]相同,与同样的锌反应时产生H2的开始速率相同,无法证明醋酸是否已完全电离。 B项若为强酸,常温下0.1mol·L-1的一元酸,pH=1,而醋酸的pH=4,证明醋酸未完全电离,是弱电解质。 C项若为强酸,常温下pH=1的一元酸稀释1000倍后,溶液的pH=4,而pH=1的醋酸稀释1000倍后pH<4,证明醋酸在稀释过程中可以继续电离,溶液中存在着电离平衡。 D项相同条件下,CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱,证明其溶液中离子浓度小,即醋酸未完全电离。 答案: A 4.某碱BOH在水中的电离过程为BOHB++OH-,在不同温度下其电离常数为Kb(20℃)=2.3×10-15mol·L-1,Kb(30℃)=3.3×10-14mol·L-1,则下列叙述正确的是( ) A.[OH-]随温度的升高而降低 B.在30℃时,[OH-]=[B+] C.BOH的电离程度α(20℃)>α(30℃) D.电离常数只与温度有关 解析: 电离常数表达式为Kb= ,温度升高,电离常数增大,电离程度增大,[OH-]增大;在溶液中除BOH电离的OH-外还有水电离出的OH-,故[OH-]>[B+]。 答案: D 5.已知HClO是比H2CO3还弱的酸,氯水中存在下列平衡: Cl2+H2OHCl+HClO;HClOH++ClO-,达到平衡后: (1)要使HClO的浓度增大,可加入下列物质中的(填代号)__________。 A.SO2B.Na2CO3 C.HClD.NaOH (2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水法收集Cl2的理由是______________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________。 解析: A、D都能直接和HClO反应使其浓度降低,C项中HCl浓度增大,使平衡逆向移动,HClO浓度降低;B项中Na2CO3只与HCl反应,不与HClO反应,使平衡向右移动,HClO浓度增大。 饱和食盐水中的[Cl-]很大,使上述平衡向左移动,降低Cl2在饱和食盐水中的溶解度。 答案: (1)B (2)氯水中存在下列平衡: Cl2+H2OH++Cl-+HClO,在饱和食盐水中[Cl-]很大,平衡向左移动,使Cl2的溶解度降低 [课时跟踪训练] (时间45分钟 满分60分) 一、选择题(本题包括7小题,每小题3分,共21分) 1.已知室温时,0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是( ) A.该溶液的pH=4 B.升高温度,溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D.由HA电离出的[H+]约为水电离出的[H+]的118倍 解析: HA有0.1%发生电离,则[A-]=[H+]=0.1mol·L-1×0.1%=1×10-4mol·L-1,pH=4;升高温度,电离平衡右移,[H+]增大,pH减小;其电离平衡常数Ka= = ≈1×10-7mol·L-1;室温时,KW=1×10-14mol2·L-2,则[OH-]=[H+]水= =1×10-10mol·L-1,HA电离的[H+]约为水电离出的[H+]的118倍。 答案: B 2.已知下面三个数据: ①7.2×10-4,②2.6×10-4,③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数,若已知这三种酸可发生如下反应: NaCN+HNO2===NaNO2+HCN NaCN+HF===NaF+HCN NaNO2+HF===NaF+HNO2 由此可判断下列叙述中正确的是( ) A.HF的电离常数是① B.HNO2的电离常数是① C.HCN的电离常数是② D.HNO2的电离常数是③ 解析: 由反应可知,酸性HF>HNO2>HCN,酸性越强,其电离常数越大。 答案: A 3.[双选题]用水稀释0.1mol·L-1的CH3COOH溶液,其中随水的量增加而增大的是( ) A.[H+]B. C.[CH3COO-]D.[OH-] 解析: CH3COOH中存在电离平衡: CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释,电离平衡向右移动,n[H+]增大,n(CH3COOH)减小,[H+]减小,所以[OH-]增大, =Ka 而 = ,稀释时[CH3COO-]减小,Ka不变,所以 增大。 答案: BD 4.(2018·全国理综Ⅱ)相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应,下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( ) 解析: pH相同的一元中强酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度,所以加入足量锌粉最终产生氢气的量,一元中强酸多,反应过程中,未电离的中强酸分子继续电离,使得溶液中H+浓度比强酸大,反应速率中强酸大于强酸。 答案: C 5.(2018·武汉高二检测)在0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡: CH3COOHCH3COO-+H+,对于该平衡,下列叙述正确的是( ) A.加入水时,平衡向逆反应方向移动 B.加入少量NaOH固体,平衡向正反应方向移动 C.加入少量0.5mol·L-1HCl溶液,溶液中c(H+)不变 D.加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动 解析: 加水稀释,平衡正向移动,A错;加入NaOH固体,OH-与H+反应,H+浓度减小,平衡右移,B对;加入盐酸,c(H+)增大,平衡左移,C错;加入CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,平衡左移,D错。 答案: B 6.pH=2的A、B两种一元酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其pH与溶液体积(V)的关系如图所示,则下列说法不正确的是( ) A.稀释后A酸溶液的导电性比B酸溶液强 B.A、B两酸溶液的物质的量浓度一定不相等 C.a=5时,A是强酸,B是弱酸 D.若A、B都是弱酸,则5>a>2 解析: A项中都是一元酸,稀释1000倍后pHA>pHB,B中[H+]大,B酸导电性强;B项中由于稀释同倍数,二者pH变化的倍数不同,故在pH相同时二者的物质的量浓度一定不相等;C项,a=5时,A酸稀释1000倍,pH增大3个单位,A是强酸,B稀释1000倍,pH变化小于3个单位,说明B中存在电离平衡,是弱酸。 答案: A 7.甲酸和乙酸都是弱酸,当它们的浓度均为0.10mol·L-1时,甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3倍。 现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b,以及0.10mol·L-1的乙酸,经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。 由此可知( ) A.a的浓度必小于乙酸的浓度 B.a的浓度必大于乙酸的浓度 C.b的浓度必小于乙酸的浓度 D.b的浓度必大于乙酸的浓度 解析: 由于c(HCOOH)=c(CH3COOH)=0.10mol·L-1时,甲酸中的c(H+)等于乙酸中c(H+)的3倍,故甲酸的酸性强于乙酸的酸性。 又因pH(a)>pH(CH3COOH)>pH(b),即溶液a的c(H+)<0.10mol·L-1CH3COOH的c(H+)<溶液b的c(H+),所以a的浓度小于乙酸的浓度,但无法确定乙酸与b的浓度的相对大小(因HCOOH酸性>CH3COOH酸性)。 答案: A 二、非选择题(本题包括4小题,共39分) 8.(9分)在a、b两支试管中,分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒,然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸,填写下列空白: (1)a、b两支试管中的现象: 相同点是________,不同点是________,原因是________________________________________________________________________。 (2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)________V(b)(填“大于”“小于”或“等于”,下同);反应完毕生成气体的总体积是V(a)________V(b),原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析: 锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H+发生置换反应产生H2,c(H+)越大,产生H2的速率越快。 HCl是强电解质,醋酸是弱电解质,在起始的物质的量浓度相同时,HCl电离出的H+远大于醋酸电离出的H+;由于n(HCl)=n(CH3COOH),所以盐酸和醋酸与Zn反应产生H2的体积相等。 答案: (1)都产生无色气泡 a中反应速率较快 盐酸是强酸、醋酸是弱酸,开始时盐酸溶液中c(H+)大 (2)大于 等于 开始反应时,盐酸溶液中H+浓度较大,但H+的总的物质的量相等 9.(8分)Al(OH)3是一种两性氢氧化物,在Al(OH)3中存在着酸式电离和碱式电离: [Al(OH)4]-+H+ Al(OH)3Al3++3OH- 酸式电离碱式电离 试根据平衡移动原理解释下列有关问题: (1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸,沉淀溶解,其原因是__________________________ ________________________________________________________________________, 有关的离子方程式是____________________________。 (2)向Al(OH)3沉淀中加入NaOH溶液,沉淀溶解,其原因是________________________, 有关的离子方程式是__________________________。 解析: (1)加入盐酸,H+与OH-反应生成水,使[OH-]减小,平衡向碱式电离方向移动,Al(OH)3溶解,生成Al3+。 (2)加入NaOH,OH-与H+反应生成水,使[H+]减小,Al(OH)3向酸式电离方向移动,Al(OH)3溶解,生成[Al(OH)4]-。 答案: (1)当加入盐酸后,H+中和OH-,使得平衡向碱式电离方向移动 Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O (2)当加入NaOH溶液后,OH-中和H+,使得Al(OH)3电离平衡向酸式电离方向移动 Al(OH)3+OH-===[Al(OH)4]- 10.(10分)一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示。 请回答: (冰醋酸为纯醋酸) (1)“O”点为什么不导电_________________________________________________; (2)a、b、c三点[H+]由大到小的顺序是__________; (3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的是________点; (4)若使c点溶液中的[CH3COO-]提高,在如下措施中可选择________(填标号)。 A.加热 B.加很稀的NaOH溶液 C.加固体KOH D.加水 E.加固体CH3COONa F.加Zn粉 解析: 冰醋酸为共价化合物,在纯液态时不电离,因此“O”点不导电;随着水的加入,醋酸开始电离,Ob段醋酸溶液中离子浓度增大,导电能力增强,随着水量的增加,离子浓度降低,导电能力减弱;降低[H+]使平衡向右移动,或加入CH3COO-均可使CH3COO-浓度增大。 答案: (1)冰醋酸不电离,无自由移动的离子 (2)b>a>c (3)c (4)ACEF 11.(12分)下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃) 酸 电离方程式 电离平衡常数Ka CH3COOH CH3COOHCH3COO-+H+ 1.76×10-5 H2CO3 H2CO3H++HCO HCO H++CO Ka1=4.31×10-7 Ka2=5.61×10-11 H3PO4 H3PO4H++H2PO H2PO H++HPO HPO H++PO Ka1=7.1×10-3 Ka2=6.3×10-8 Ka3=4.2×10-13 回答下列问题: (1)温度升高时,__________(填“促进”或“抑制”)弱酸的电离,Ka值________(填“增大”、“减小”或“不变”) (2)在温度相同时,各弱酸的Ka值不同,那么Ka值的大小与酸性的相对强弱的关系是_______________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO 、H3PO4、H2PO 、HPO 都看作是酸,则它们的酸性强弱顺序是___________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________。 (4)25℃时,若醋酸的起始浓度为0.010mol·L-1,则平衡时溶液的pH是____________。 解析: (1)
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